Edició de «Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry»

[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg|thumb|350px|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<*sup>+</*sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]

En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>

Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.

== Propietats dels àcits i les bases ==
 
:àcit + base {{eqm}} base conjugada + àcit conjugat.

La base conjugada és l'ió o molècula que queda en acabant de que l'àcit ha perdut un protó, i l'àcit conjugat és l'espècie formada de la base en acceptar el protó. La reacció pot procedir en qualsevol direcció cap a la dreta o l'esquerra, segons l'equilibri químic. En cada cas, l'àcit dona un protó a la base i l'àcit conjugat ho fa a la base conjugada.

L'[[aigua]] és [[amfóter|amfótera]] i pot actuar com un àcit o com a base. En la reacció entre el [[àcit acètic]], CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H, i l'aigua, H<sub>2</sub>O, l'aigua actua com una base.
:CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O {{eqm}} CH<sub>3</sub>COO<sup>&minus;</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
L'ió acetat, CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>, és la [[base conjugada]] de l'àcit acètic. L'ió [[hidroni]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, és l'àcit conjugat de l'aigua.

L'aigua també pot actuar com un àcit front a espècies bàsiques. Un eixemple és el [[amoniaco]]:
:H<sub>2</sub>O + NH<sub>3</sub> {{eqm}} OH<sup>-</sup> + NH<sub>4</sub><sup>+</sup>
L'aigua, àcit, es convertix en l'ió hidròxit, la seua base conjugada. L'amoniaco es convertix en [[amoni]], el seu àcit conjugat.


Es considera que els [[Àcit fort|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.

La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, la qual cosa li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic|àcits inorgànics]], sals àcides, etc. 

Una [[Àcit i bases de Lewis|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de *Brönsted-*Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.

:AH + S: {{eqm}} A<sup>&minus;</sup> + SH<sup>+</sup>

Els dissolvents típics donants utilisats en la química àcit-base, tals com [[dimetilsulfòxit]] o amoniaco líquit tenen un àtom d'oxigen o nitrogen en un parell solitari d'electrons que es poden utilisar per a formar un enllaç en un protó.

== Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis ==
Alguns àcits de Lewis, que es definix com aceptors de parells d'electrons, també actuen com a àcit de Bronsted-Lowry. Per eixemple, l'ió d'alumini, Al 3 + pot acceptar parells d'electrons de les molècules d'aigua, com en la reacció

:Al<sup>3+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O &rarr; Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup>
L'ió aigua format és un  àcit dèbil Brønsted-Lowry.
:Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup> + H<sub>2</sub>O {{eqm}} Al(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>OH<sup>2+</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> .....[[constant de dissociació àcida|K<sub>a</sub>]] = 1.2 × 10<sup>&minus;5</sup><ref name=Whitten/>
La reacció global es descriu com a hidròlisis àcida de l'ió alumini.

No obstant no tots els #àcit de Lewis generen acidea Brønsted-Lowry. L'ió magnesi reacciona de manera similar a un àcit de Lewis en sis molècules d'aigua
:Mg<sup>2+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O &rarr; Mg(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>2+</sup>
pero molt pocs protons ací s'intercanvien ya que l'acidea de *Brönsted-*Lowry de l'ió aqua és insignificant (K<sub>a</sub> = 3.0 × 10<sup>-12</sup>).<ref name=Whitten>K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p. 750.</ref>

L'[[àcit bòric]] també servix d'eixemple de l'utilitat del concepte de Brönsted-Lowry per a un àcit que no es disocia, pero que efectivament dona un protó a la base, l'aigua. La reacció és
:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>&minus;</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.




[[Categoria:Química]]
[[Categoria:Química àcit-base]]
[[Categoria:Ciència i tecnologia de Regne Unit del sigle XX]]
[[Categoria:Ciència i tecnologia de Dinamarca]]
[[Categoria:Ciència de 1923]]
[[Categoria:Regne Unit en 1923]]
[[Categoria:Dinamarca en 1923]]

{{Traduït de|es|Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry}}